pH d`une solution d`hydrogénocarbonate de sodium

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pH d’une solution d’hydrogénocarbonate de sodium
Calculer le pH d’une solution d’hydrogénocarbonate de sodium 0.05 M
(pKa1 (H2CO3/HCO3-) = 6.30 ; pKa2 (HCO3-/CO32-) = 10.33)
• Espèces présentes :
OH-, H2CO3, HCO3-, CO32-, H3O+, Na+
• Conservation de la matière :
H2CO3] + [HCO3-] + [CO32-] = [Na+] = c0= 0.05 M
(1)
• Electroneutralité de la solution :
[H3O+] + [Na+] = [OH-] + [HCO3-] + 2 [CO32-]
(2)
• Constantes d’acidité :
−
+
H 2 CO 3 + H 2 O →
← HCO 3 + H 3 O
K a1 =
2−
+
HCO -3 + H 2 O →
← CO 3 + H 3 O
K a2 =
[ H 3O + ].[ HCO −
3]
[ H 2 CO 3 ]
−
[ H 3O + ].[CO 2
3 ]
[ HCO 3− ]
(3)
(4)
En reportant [Na+] tiré de (1) dans (2), on obtient : [H3O+] + [H2CO3] = [OH-] + [CO32-]
Le pH de la solution est compris entre pKa1 et pKa2, la solution n’est donc ni très acide ni très basique.
Donc [H2CO3] >> [H3O+] et [CO32-] >> [OH-].
On obtient alors [H2CO3] ≈ [CO32-].
En reportant dans l’expression du produit Ka1.Ka2 on obtient Ka1.Ka2 ≈ [H3O+]2 et donc l’expression classique du pH d’un
ampholyte :
pH = ½ (pKa1 + pKa2)
A.N. :
pH = 8,315
Vérification des approximations :
[H3O+] = 4.8410-9 M ; [OH-] = 2.07 10-6 M ; [H2CO3] = 4.83 10-4 M ; [CO32-] = 4.83 10-4 M